степени, чем рассмотренные в п. п. 2 и 3. Гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок либо если то и другое образуется одновременно, например:

Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Экспериментальная часть

Целью работы является проведение гидролиза некоторых солей, изучение влияния состава солей и внешних условий на полноту их гидролиза.

Опыт 1. Определение среды растворов различных солей

На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести по одной капле растворов КСl, Al2(SO4)3, Pb(NO3)2, Na2CO3. В каком случае протекает гидролиз? Определить рН растворов, результаты опыта оформить в виде таблицы:

№	Формула	Цвет	рН	Среда	Уравнение гидролиза в мо-
	соли	индикатора			лекулярном и ионном виде
1	KCl
2	Al(SO4)3
3	Pb(NO3)2
4	Na2CO3

Опыт 2. Изучение влияния заряда катиона

на полноту гидролиза по катиону

Один микрошпатель сульфата железа (II) растворить в 10–15 каплях воды. С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов FeSO4 и FeCl3 (раствор этой соли имеется в штативе). Какая из двух солей гидролизуется сильнее и почему? Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей по первой ступени.

Опыт 3. Сравнение гидролизуемости по аниону

С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов Na2SO3 и Na2CO3. В отчёте написать молекулярные и ионномолекулярные уравнения гидролиза. По величине рН указать, в каком

из двух растворов больше: а) степень гидролиза; б) концентрация ОН-- ионов. Какой анион обладает большей поляризуемостью?

80

Опыт 4. Изучение влияния условий проведения гидролиза

на полноту его протекания

1.Влияние концентрации. В пробирку поместить 2–3 капли концентрированного раствора хлорида железа (III). Установить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Раствор в пробирке разбавить водой, увеличив объем в 3–4 раза и установить рН разбавленного раствора. Написать уравнения гидролиза по первой и второй ступеням в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту её гидролиза.

2.Влияние температуры. В пробирку на 1/3 её объёма налить раствор хлорида железа (III) и прокипятить его несколько минут на спиртовке. Что наблюдается? Почему раствор при кипячении становится мутным?

В отчёте описать опыт и записать уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде по всем ступеням, имея в виду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании.

По опыту 4 сделать общий вывод о влиянии концентрации раствора соли и температуры на полноту протекания гидролиза солей.

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза двух солей

К 5–6 каплям раствора сульфата алюминия прибавить такой же объем раствора карбоната натрия. Наблюдать образование осадка гидроксида алюминия и выделение пузырьков углекислого газа. Повторить опыт в другой пробирке с использованием сульфата алюминия и сульфида натрия. Определить по запаху, какой газ при этом выделяется.

В отчёте описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и объяснить, почему в реакциях образуются не карбонат алюминия (в первой пробирке) и не сульфид алюминия (во второй пробирке), а гидроксид алюминия (в обеих пробирках). Привести ещё два-три примера взаимного усиления гидролиза двух солей.

Опыт 6. Образование оксосоли при гидролизе

В пробирку внести 2–3 капли раствора хлорида сурьмы (III). Проверить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН).

Содержимое пробирки разбавить водой. Что наблюдается? Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступеням и уравнение образования оксосоли, которая выпадает в осадок.

81

Контролирующие задания

1.Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2.Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по катиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3.Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4.Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

5.Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl2, Na2S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

6.Как влияет добавление растворов NaОН, Na2CO3, Al2(SO4)3, серной кислоты и твердого K2SO4 на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

7.Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех степеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем.

8.В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель (рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)?

Работа 14. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Твердые вещества характеризуются различной растворимостью в воде. Наряду с хорошо растворимыми веществами существуют малорастворимые и практически нерастворимые. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, но все же обладает растворимостью.

Растворимость вещества оценивается по концентрации его насыщенного раствора. Концентрация насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого вещества очень мала, т.е. раствор очень разбавлен. Если растворенное вещество является электролитом,

82

то оно в очень разбавленном растворе практически нацело диссоциировано на ионы (в соответствии с законом разбавления Оствальда).

Рассмотрим равновесие между твердым осадком малорастворимой соли, например АgCl, и её ионами в растворе:

AgCl(т) 'Ag+(р) + Cl-(р)

Уравнение для константы равновесия имеет вид:

К = [Ag+ ] [Cl− ] [AgCl(к) ]

Концентрация твердой фазы [AgCl(т)], как величина постоянная, из выражения для константы равновесия исключается. Тогда константа рав-

новесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag+]

и [Cl-] и называется произведением растворимости (ПР):

ПР(АgCl) = [Ag+]·[Cl-]

В общем виде для соединения АmBn

ПР = [A+]m·[B-]n

Величина произведения растворимости характеризует растворимость малорастворимых и практически нерастворимых веществ (электролитов) при постоянной температуре. Значения ПР приведены в справочниках и в этом пособии в таблице 8.

Произведение растворимости позволяет вычислить концентрацию насыщенного раствора малорастворимого или практически нераствори-

мого электролита. Например, для хлорида серебра [Ag+] = [Cl-], следовательно, концентрация насыщенного раствора или, что, то же самое, растворимость (S) вычисляется по формуле:

S = ПР

для PbCl2 – по формуле	S =3 ПР/ 4,
для Са3(РО4)2 – по формуле	S =5 ПР/108 и т. д.

По растворимости можно, в свою очередь, рассчитать объем раствора, необходимый для растворения данной массы, например одного грамма, вещества. Расчет проводится исходя из того, что концентрации насыщенного раствора (S) выражается в моль/л, т.е. по пропорции:

в 1 л	растворяется	S·M г вещества
в х л	–	1 г

83

По значениям ПР можно определять направление протекания ионообменных реакций в растворах в тех случаях, когда и в левой, и в правой частях уравнения реакции находятся малорастворимые или практически нерастворимые вещества. Например, реакция:

AgBr (ПР = 5,3·10–13) + КI = КBr + AgI (ПР = 8,3·10–17)

протекает в прямом направлении, а реакция:

AgBr (ПР = 5,3·10–13) + КСl = КBr + AgCl (ПР = 1,8·10–10)

– в обратном, то есть в сторону менее растворимых веществ. Такие реакции называются реакциями переосаждения малорастворимых веществ или реакциями двойного обмена.

Постоянство величины ПР не означает постоянства концентраций отдельных ионов. Концентрацию каждого из них можно изменять. Можно увеличить концентрацию Сl--ионов в насыщенном растворе хлорида серебра, добавив, например, НСl. Это нарушит состояние равновесия диссоциации, сдвинет его влево, так как избыточное (по срав-

нению с равновесным) количество ионов Сl- приведет к увеличению

скорости обратной реакции осаждения (Ag+ + Cl– = AgCl). Вновь установившееся равновесие будет по-прежнему характеризоваться той же величиной ПР, однако равновесные концентрации изменятся: концен-

трация ионов Ag+ будет меньше, а ионов Cl- больше по сравнению с прежним состоянием равновесия. Дополнительное осаждение AgCl происходит потому, что при прибавлении соляной кислоты произведение концентраций ионов становится больше величины произведения растворимости:

[Ag+]·[Cl-] > ПР

Напротив, если понизить концентрацию, связав ионы Ag+ в комплекс [Ag(NH3)2]+, тогда осадок, в соответствии с принципом Ле Шателье, начнет растворяться. Условием растворения осадка является соотношение:

[Ag+]·[Cl-] < ПР

Если в растворе находятся катионы нескольких различных металлов, то их можно перевести в осадок последовательно один за другим, связывая в малорастворимые или практически нерастворимые вещества с различными значениями ПР. Такая операция называется дробным осаждением; она применяется для разделения и очистки веществ, при их синтезе и анализе.

84